amu : atomic mass unit Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar) Eşya  malzeme  madde  element  atom  Atomlar

Atomlar

Eşya  malzeme  madde  element  atom  Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar)

Hidrojenin atom çekirdeği (proton)

Çekirdeğin etrafında elektronun bulunduğu bölgenin kesiti

Hidrojenin atom çekirdeği ve çevresindeki elektron yörüngesi

Orbital

Elektronların var olma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelere orbital (yörünge) denir.

Orbitaller üç

boyutlu yüzeylerle

s orbitalleri

p orbitalleri

d orbitalleri

Hidrojen atomunun kuantum modeli

Enerji

Orbitallerin enerji düzeylerinin sıralaması.

Elektronlar orbitallere en düşük enerji düzeyinden başlayarak sırayla yerleşirler.

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Orbitallerin enerji sıralaması

Atom numarası, kütle numarası, izotoplar



Atom numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir.



Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron

sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir.

Nötron sayısı = A – Z



Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle

numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir

elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar

aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron

Atom numarası, kütle numarası, izotoplar

Bir elementin atom ve kütle numaralarının yazılışı genelde şu şekildedir (farklı da olabilir):

Örnek:

HİDROJEN DÖTORYUM TİRİTYUM

Kuantum Sayıları

 Baş kuantum sayısı (n): Enerji düzeylerini ve

elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığını gösterir.

 n = 1, 2, 3, 4, …… kadar pozitif tamsayılı değerler alır.

Kuantum Sayıları

 Açısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital türünü belirler.

 Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1).

 n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital s

 n = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital p

 n = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital d

 n = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f

Kuantum Sayıları

 Magnetik kuantum sayısı (m_l): Magnetik kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve uzaydaki yönelişlerini belirler.

 m_l = -l, …., 0, …., +l kadar değer alır.

 Örneğin:

 l = 1 ise m_l = -1, 0, +1

Kuantum Sayıları

 Kuantum sayılarının takımı, orbitalleri nasıl etkiler?

 Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1 orbital karşılık gelmektedir.

Örneğin:

n = 1 ise l = 0 ve m_l = 0 1s orbitali

Kuantum Sayıları

 Soru: n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini, kuantum sayıları ve orbitaller açısından tanımlayınız.

 Soru: n = 4, l = 2 ve m_l = 0 kuantum sayılarına karşılık gelen orbital hangisidir?

Kuantum Sayıları

 Baş kuantum sayısı n’ye kabuk, açısal kuantum sayısı l’ye ise alt kabuk da denir.

 Her bir kabukta (yani enerji düzeyinde) n² tane orbital vardır.

 Her bir alt kabuk (2l + 1) tane orbital içerir.

Atomik Orbitaller



Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları kullanılarak gösterilir.



Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır.

Atomik Orbitaller

 p-Orbitalleri üç tane olup eş enerjilidir. Bu orbitaller;

x, y ve z eksenleri üzerinde yer alıp, ikişer lob’a sahiptir.

 x-Ekseni üzerinde yer alan orbitale p_x, y-ekseni üzerinde bulunan orbitale p_y ve z-ekseni üzerinde bulunan orbitale ise p_z orbitali denir.

p-Atomik Orbitalleri

(a) p

, (b) p

, (c) p

d-Atomik Orbitalleri

 d-Orbitalleri dörder lob’lu olup, eksenler üzerinde ve eksenler arası bölgelerde bulunurlar.

 dx²-y² ve dz² exenler boyunca; d_xy, d_yz ve d_zx orbitalleri ise eksenler arası bölgelerde yönlenirler.

d-Atomik Orbitalleri

d-Orbitalleri

f-Atomik Orbitalleri

 7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu dur.

 Dışardan herhangi bir magnetik etki olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş enerjilidir.

Spin Kuantum Sayısı (m _s )

 Elektronun çekirdek çevresinde yaptığı hareketten başka, bir de kendi ekseni etrafında yaptığı dönme hareketi vardır.

 Kendi ekseni etrafındaki bu dönme hareketine, spin hareketi denir.

 Bu spin hareketi de kuantlaşmış olup, spin kuantum sayısı (m_s) ile tanımlanmaktadır.

Spin Kuantum sayısı (m _s )



Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür .



Bu nedenle, spin kuantum sayısı m

= ± ½

şeklinde iki değer almaktadır.

Orbitallerin enerji Sırası

 Çok elektronlu atomlarda orbitallerin enerjisi, baş

kuantum sayısı (n) ve açısal kuantum sayısı (l)’ye göre tespit edilir.

 Orbitallerin enerjisi (n + l) toplamına göre düzenlenir.

 (n + l) toplamı büyük olan orbitalin enerjisi büyük, küçük olanının enerjisi küçüktür.

Orbitallerin enerji Sırası

 (n + l) toplamı eşit olan atomik orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı n’ye göre belirlenir.

 n’si küçük olan atomik orbitalin enerjisi küçük, n’si büyük olan orbitalin enerjisi büyüktür.

Orbitallerin enerji Sırası

Orbital n l n + l

1s 1 0 1

2s 2 0 2

2p 2 1 3

3s 3 0 3

3p 3 1 4

3d 3 2 5

4s 4 0 4

4p 4 1 5

Orbitallerin enerji Sırası

 Orbitallerin enerji sırasını bulmada kullanılan pratik bir yol çapraz tarama olarak bilinen yoldur.

 Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak tüm orbitaller taranır.

Orbitallerin enerji Sırası

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <

Elementlerin Elektronik Yapıları

 Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir.

 Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar.

Bunlar:

 Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir

orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi).

Elementlerin Elektronik Yapıları

 Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron girebilir (Pauli İlkesi).

 Atom içerisinde elektronların girebileceği aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel spinlerle tek tek girerler.

Elementlerin Elektronik Yapıları

 Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı)

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları (Dağılımları)



Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.



Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil edilirler.

Orbital gösterimleri

Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu

H 1 1s

He 2 1s

Li 3 1s

2s

Be 4 1s

2s

B 5 1s

2s

2p

C 6 1s

2s

2p

N 7 1s

2s

2p

O 8 1s

2s

2p

F 9 1s

2s

2p

Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları

atom Orbital Diyagramı

5B

1s² 2s² 2p¹

6C

1s² 2s² 2p²

7N

1s² 2s² 2p³

8O

1s² 2s² 2p⁴

9F

1s² 2s² 2p⁵

17Cl

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Aufbau İlkesinden Sapmalar

 Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre öngörülen elektron dağılımları deneysel olarak da doğrulanmıştır.

 Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı ufak sapmalar gösterir.

 Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel simetri).

Aufbau İlkesinden Sapmalar

Atom Öngörülen Elektron Dağılımı

Deneysel Elektron Dağılımı

24

Cr 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

29

Cu 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

Manyetik Özellikler

 Atomlar, iyonlar ve moleküller; manyetik alanda farklı davranış gösterirler.

 Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler, paramanyetik özellik gösterirler.

 Paramanyetik maddeler, manyetik alan tarafından kuvvetle çekilirler.

 Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen molekülü (O₂) paramanyetik özellik gösterir.

Manyetik Özellikler

 Bir maddenin bütün elektronları eşleşmişse, o madde diamanyetik özellik gösterir.

 Diamanyetik maddeler, manyetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.

 Mg ve Ca atomları, diamanyetik özellik gösterip, manyetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.

Manyetik Özellikler

 Bazı maddeler de manyetik alan tarafından kuvvetle itilirler.

 Bu tür maddelere, ferromanyetik maddeler denir.

 Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere örnek teşkil eder.

Grup ve Periyot Bulunması

 Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı yapılır.

 Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin periyot numarasını verir.

 Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır.

 s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir.

Grup ve Periyot Bulunması

 Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave edilerek grup numarası bulunur.

Örnekler:

 ₁₁

Na: 1s

2s

2p

3s

3. Peryot, 1A Grubu

Grup ve Periyot Bulunması



En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır.

d¹ 1+2 = 3 B

d² 2+2 = 4 B

d⁶ 6+2 = 8 B

d⁷ 7+2 = 8 B

d⁹ 9+2 = 1 B

d¹⁰ 10+2 = 2 B

Grup ve Peryot Bulunması

Örnek:

25

Mn: 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4. Periyot, 7B Grubu

 Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse

Aktinitler serisinin bir üyesidir.

ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

d1 d5 d10

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları

Periyodik Tablo (Çizelge)

 Periyodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer

özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır.

 Periyodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir.

 Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır.

Periyodik Tablo

 Periyodik tabloda grup sayısı artmaz ama sonsuz sayıda peryot olabilir.

 Her peryot s ile başlar, p ile biter.

 Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar 18 element

bulundururlar.

1 2 3 4 5 6 7

Geçiş elementleri s-bloku

f-bloku p-bloku

d-bloku

Baş grup elementleri

THE END…

1. Hafta sorusu:

- X ile gösterilen bir atomun proton sayısı 13, nötron sayısı proton sayısından 1 fazla ve elektron sayısı, proton sayısından 3 eksiktir.

1) Buna göre bu atoma ait iyon gösterimi nasıldır?

a c

X , a=? b=? c=?

b

2) X iyonunun temel hal elektron konfigürasyonunu gösteriniz!

•

X,

Y,

Z ve

W atomlarının temel hal konfigürasyonunu yazınız! Periyodik

tablodaki yerlerini bulunuz!

Kuantum Sayıları

• Soru: n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini, kuantum sayıları ve orbitaller açısından tanımlayınız.

- Baş, açısal, manyetik ve kuantum sayıları!

• Soru: n = 4, l = 2 ve m

= 0 kuantum

sayılarına karşılık gelen orbital hangisidir?

Grup ve Periyot Bulunması

• En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır.

d¹ 1+2 = 3 B

d² 2+2 = 4 B

d⁶ 6+2 = 8 B

d⁷ 7+2 = 8 B

d⁹ 9+2 = 1 B

d¹⁰ 10+2 = 2 B

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları

Periyodik Tablo

 Periyodik tabloda, bazı elementlerin özel adları vardır.

 1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller, 7A grubu elementlerine halojenler ve 8A grubu elementlerine de soygazlar denir.

Periyodik Tablo

Alkali Metaller

 Lityum Li

 Sodyum Na

 Potasyum K

 Rubityum Rb

 Sezyum Cs

 Fransiyum Fr

Toprak Alkali Metaller

 Berilyum Be

 Magnezyum Mg

 Kalsiyum Ca

 Stronsiyum Sr

 Baryum Ba

 Radyum Ra

Periyodik Tablo

Halojenler

 Flor F

 Klor Cl

 Brom Br

 İyot I

 Astatin At

Soygazlar

 Helyum He

 Neon Ne

 Argon Ar

 Kripton Kr

 Ksenon Xe

 Radon Rn

Periyodik Tablo

 Elementler, fiziksel özelliklerine göre metaller ve ametaller olmak üzere iki şekilde sınıflandırılır.

Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;

 Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,

 Civa hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,

 Dövülerek levha haline gelebilirler,

Metaller:

 Çekilerek tel haline gelebilirler,

 Yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler,

Periyodik Tablo

 Periyodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir.

 Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller oda sıcaklığında gazdır.

 Brom sıvıdır.

 Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar.

Periyodik Tablo

 Metallerle ametaller arasında bulunan bazı elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara

yarımetaller veya metaloidler denir.

Yarımetaller (Metaloidler)

 Bor B

 Silisyum Si

 Germanyum Ge

 Arsenik As

 Antimon Sb

 Tellur Te

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

Atom yarıçapları

 Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir.

 Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak

tanımlanır.

 Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi zordur.

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü



Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur.



Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu)

deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur.



Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent yarıçap” denir.

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 Metaller için “Metalik yarıçap”, kristal hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak belirlenir.

 Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) cinsinden verilir.

 1 pm = 10^-12 m

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

Kovalent Yarıçap

(pm)

Metalik Yarıçap

(pm)

İyonik Yarıçap

(pm)

Sodyum (Na) 157 186 95

Klor (Cl) 99 - 181

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür.

 Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur.

Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak

ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur.

 Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür.

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü iyonundan daha büyüktür.

Örneğin;

 Fe 117 pm

 Fe⁺² 75 pm

 Fe⁺³ 60 pm

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği atomunkinden daha büyüktür.

Örneğin;

 Cl 99 pm

 Cl^- 181 pm

Katyon

türediği nötr atomdan daima daha

küçüktür

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

 Soru: Periyodik çizelgeden yararlanarak, parantez

içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (₁₈Ar, ₁₉K⁺, ₁₇Cl^-, ₁₆S^2-, ₂₀Ca²⁺)

İyonlaşma Enerjisi



Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye

“iyonlaşma enerjisi” denir.

A (g) A ⁺ (g) + e ^- IE

İyonlaşma Enerjisi



İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek

tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür.



Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları

çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli

olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar

kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.

İyonlaşma Enerjisi

 Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de

“ikinci iyonlaşma enerjisi” denir.

 Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.

 Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür.

İyonlaşma Enerjisi

A _(g) A⁺_(g) + e^- A⁺_(g) A²⁺_(g) + e^-

A²⁺_(g) A³⁺_(g) + e^-

IE₁ (birinci iyonlaşma enerjisi) IE₂ (ikinci iyonlaşma enerjisi) IE₃ (üçüncü iyonlaşma enerjisi)

IE₁ < IE₂ < IE₃ < ….< IE_n

İyonlaşma Enerjisi



Periyodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır ^.

Element Atom yarıçapı(pm) IE₁(kj/mol)

Li 152 520,2

Na 186 495,8

K 227 418,8

İyonlaşma Enerjisi

 Periyodik çizelgede bir periyot boyunca, soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak

artar

 Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler.

Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim

Birinci İ.E. Artar

Birinci İ.E. Artar

1. Peryot

2. Peryot

3. Peryot

4. Peryot

5. Peryot

Na Mg Al Si P S Cl Ar

IE₁ ^{495,8 737,7 577,6 786,5 1012} 999,6 1251,1 1520,5

IE₂ ^{4562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2666} IE₃ ^{7733 2745 3232 2912 3361 3822 3931}

IE₄ ^{11580 4356 4957 4564 5158 5771}

IE₅ ^{16090 6274 7013 6542 7238}

3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol)

Elektron İlgisi



İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.



Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir.

A(g) + e ^- A ^- (g)

Elektron İlgisi



Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar. (enerjisini düşürmek, kararlılık)



Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI

) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.

F(g) + e

F

(g) EI

= -322,2 kj/mol

2 2 5 - - 2 2 6

Elektron İlgisi



Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir.



Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.

Ne(g) + e

Ne

(g) EI

= +29,0 kj/mol

Elektron İlgisi

 Genel olarak, Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisi artar.

 Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır.

 Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler.

Elektron İlgisi

H He

- 72,8 + 21

Li

Na K

Rb Cs

Be B C N O F

Cl Br

I

At -59,8 +241 -83 -122,5 0,0 -141,4

-52,9

- 48,3

- 46,9

-322,2

-348,7 -324,5

-295,3

Bazı elementlerin birinci elektron İlgileri (EI₁) (kj/mol)

Elektron İlgisi

 Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI₂) değerleri de tayin edilmiştir.

 Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini

iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron katılması enerji gerektirir.

 Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI₂) değerleri, pozitif işaretlidir.

Elektron İlgisi

O(g) + e

O

(g) EI

= - 141,4 kj/mol

O

(g) + e

O

(g) EI

= + 880,0 kj/mol

THE END.

Kimyasal Bağlar

 Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya dilinde kimyasal bağ denir.

 Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar arasındaki bağlara benzetilebilir.

Kimyasal Bağlar



1916-1919 yılları

arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert

Newton Lewis ve

arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla

ilgili önemli bir

kuram geliştirilmiştir.

Kimyasal Bağlar

 “Lewis Bağ Kuramı” olarak da bilinen bu kuram, şu temel esasa dayanır.

 Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme eğilimlerinin olmayışı) elektron dağılımlarından dolayıdır ve diğer elementlerin atomları, soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya

gelmektedir.

Kimyasal Bağlar

Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları

 Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim geliştirmiştir.

 Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik)

elektronlarını gösteren noktalardan oluşur.

Kimyasal Bağlar

C F

Al

O Ne

H N

Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri

Kimyasal Bağlar

 Soru: Parantez içerisinde verilen elementlerin Lewis simgelerini yazınız (₁₅P, ₁₆S, ₅₃I, ₁₈Ar, ₁₂Mg, ₃Li).

Kimyasal Bağlar

Kimyasal Bağ Çeşitleri

 İyonik bağ

 Kovalent bağ

 Metalik bağ

İyonik Bağ

 Bir atomdan diğerine elektron aktarılması ile oluşan bağlara iyonik bağ denir.

 İyonik bağ, daha çok metalik özellik gösteren elementlerle ametaller arasında meydana gelir.

 Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup elektron vermeye ve pozitif iyonlar oluşturmaya eğilimlidirler.

İyonik Bağ

 Ametallerin ise elektron ilgileri yüksek olup, negatif iyonlar oluşturmaya meyillidirler.

 Böylece elektron alışverişi sonucu oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif iyonlar, birbirlerini

elektrostatik çekim kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı oluştururlar.

İyonik Bağ



İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarına Örnekler:



Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı

Na Cl Na Cl

Lewis yapisi

+

İyonik Bağ



Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların tam elektronik yapıları

Na (1s²2s²2p⁶3s¹) Na⁺ (1s²2s²2p⁶) + e^-

e^- + Cl (1s²2s²2p⁶3s²3p⁵) Cl^- (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)

8 8

İyonik Bağ

Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl

) Lewis Yapısı

Mg ⁺

Cl

Cl

Mg Cl

Lewis yapisi

Cl 2

İyonik Bağ

Örnek: Aluminyum oksit’in (Al

O

) Lewis Yapısı

Al

+

Al

O

O

O

Al

Lewis yapisi

2 ³ 3 O ²

İyonik Bağ

 Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin, Lewis yapılarını yazınız.

a) kalsiyum klorür b) lityum oksit c) baryum sülfür

İyonik Bağ

İyonik Bileşiklerin Özellikleri



İyonik bileşiklerin moleküler (kovalent)

bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu özellikler şu şekilde sıralanabilir:



İyonik bileşikler katı halde iken son derece düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu bileşikler eritildiklerinde yada suda çözüldüklerinde,

oldukça iyi elektriksel iletkenlik gösterirler.

İyonik Bağ

 İyonik bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler.

 İyonik bileşikler çok sert fakat kırılgandırlar.

 İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar çözücüler içerisinde çözünürler.

Kovalent Bağ

 Kovalent bağ, ametal atomları arasında meydana gelir.

 Ametal atomları, elektron ilgileri bakımından birbirlerine benzediklerinden kovalent bağların oluşumu esnasında elektron aktarımı olmaz.

 Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa kullanılır.

Kovalent Bağ



Bu şekilde, elektronların ortaklaşa kullanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ” denir.



Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis

yapılarına örnekler:



Örnek: H

H

H H : H veya H H

bag yapan (paylasilmis)

kovalent bag

Kovalent Bağ

 Örnek: Cl₂

Cl Cl Cl : Cl veya Cl Cl

bag yapan elektron cifti

bag yapmamis (paylasilmamis) elektron cifti

Kovalent Bağ

 Örnek: HCl

H Cl H : Cl veya H Cl

Lewis yapisi

Kovalent Bağ



Örnek: H

O

H O H H : O : H veya H O H

Lewis yapisi

Katlı Kovalent Bağlar



Örnek: O

O O O : : O veya O O

Lewis yapisi

Katlı Kovalent Bağlar



Örnek: N

N N N N veya N N

Lewis yapisi

Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu



Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü olduğunu gösterir.

Bağ Türü Bağ Derecesi

Tekli 1

İkili 2

Üçlü 3

Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu

 Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla bağlı iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak

tanımlanır.

Kovalent Bağ Teorileri

Valens bağ teorisine göre moleküllerin oluşumunda çekirdek etrafında atomik orbitallerdeki elektronların ortaklaşa kullanılması halinde atomik orbitallerin birbirine girişim yapması ile bağ açıklanır.

Molekül orbital teoride ise kovalent bağ oluşumuna iştirak eden elektronlar artık

ortak bir molekül orbitalde bulunurlar. Atomik orbital bulunmaz.

(Valens bağ teoriye göre) (Moleküler orbital teoriye göre)

(b) (a)

H₂ H₂

H H

H H

. : .

. .

. .

+ +

. .

Hidrojen molekülünün

(a) molekül orbital teoriye göre,

(b) valens bağ teoriye göre oluşumu:

Çok Atomlu Moleküller ve Hibridleşme

sp

hibridleşmesi

sp

hibridleşmesi

sp hibridleşmesi

Hibrid orbitallerinin özellikleri.

H₂O molekülü bağ açıları 104.5

sp³ hibritleşmesine çok benzer bir yapıya sahiptir.